Equilíbrio Químico: pH e pOH

Na água ocorre o fenômeno de auto-ionização em baixa extensão:

H2O +  H2O  =   H3O1+   +   OH1-

A representação da constante de equilíbrio para o processo seria:

K = [H₃O¹⁺] [OH^1-] / [H₂O] [H₂O]

K [H₂O]² = [H₃O¹⁺] [OH^1-]

Como a concentração de H₂O é constante, pode ser incorporada a K, originando K_w. O K_w é conhecido como produto iônico da água e é dado por:

Kw = [H3O1+] [OH1-]

O seu valor varia com a temperatura. A 25ºC ele é igual a 10^-14. Em outras palavras,

Kw = [H3O1+] [OH1-] = [H1+] [OH1-] = 10-14

 Daí se conclui que na água pura a 25ºC

[H1+] = [OH1-] = 10-7

Este equilíbrio iônico faz com que sempre produto iônico da água seja respeitado. Se adicionarmos íons H¹⁺ na água pura, a concentração do íon OH^1- se reduz para manter a constância do produto iônico. Se adicionarmos íons OH^1- na água pura, a concentração do íon H¹⁺ se reduz pelo mesmo motivo.

A acidez ou basicidade de uma solução depende do predomínio do íon H¹⁺ ou OH^1- . Uma maneira bastante prática de expressar a acidez ou basicidade de uma solução é a chamada escala de pH. Esta varia de 0 a 14. O ponto médio, pH = 7, representa o meio neutro ([H¹⁺] = [OH^1-]). Para os valores menores que 7, temos o intervalo das soluções ácidas. Nele quanto mais próximo de zero, mais elevado o caráter ácido da solução([H¹⁺] > [OH^1-]). Para os valores maiores que 7, temos o intervalo das soluções básicas. Nele quanto mais próximo de 14, mais elevado o caráter básico da solução([H¹⁺] < [OH^1-]).

O pH de uma solução pode ser definido a partir da concentração molar de íons H3O¹⁺ ou H¹⁺

 [H¹⁺] = 10^-pH

soluções ácidas	soluções neutras	soluções básicas
pH < 7 [H3O1+] > 10-7 mol/L [OH1-] < 10-7 mol/L	pH = 7 [H3O1+] = 10-7 mol/L [OH1-] = 10-7 mol/L	pH > 7 [H3O1+] < 10-7 mol/L [OH1-] > 10-7 mol/L

As definições de pH e pOH são dadas por:

pH = log (1/[H1+])     =>     pH = - log [H1+]

pOH = log (1/[OH1-])     =>     pH = - log [OH1-]

Como

[H¹⁺] [OH^1-] = 10^-14

log [H¹⁺] + log [OH^1-] = log 10^-14

log [H¹⁺] + log [OH^1-] = -14

- log [H¹⁺] - log [OH^1-] = 14

pH   +   pOH   =   14

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[H¹⁺] = 0,001M = 10^-3M
pH = 3
como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), temos que
pOH = 11
[OH^1-] = 10^-11

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[OH^1-] = 0,01 = 10^-2M

pOH = 2

como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), temos que

pH = 12

[H¹⁺] = 10^-12M

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Generalizando,

[H¹⁺] = 10^-n

pH = n

[OH1-] = 10^-14/10^-n = 10^{(-14 - n)}

pOH = 14 - n

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Exemplo 1

(ESPM) Um proprietário de terras resolveu construir tanques de pesca. Escavou a terra, encheu o tanque de água e colocou algumas espécies de peixes. Após algum tempo, observou a contragosto que alguns peixes morreram. Levando uma amostra da água para análise, foi constatado que a água estava muito ácida e a concentração de íons H₃O¹⁺ era igual a 10^-5mol/L. Dado o pH de sobrevivência de algumas espécies de peixe (abaixo desse pH os peixes morrem), responda quais espécies poderão sobreviver neste tanque.

peixe	pH de sobrevivência
trutas	5,2
carpas	5,4
piabas	4,5

pH = - log [H₃O¹⁺]

como [H₃O¹⁺] = 10^-5M

pH = - log 10^-5

pH = - (-5) log 10

como log 10 = 1

pH = 5

As trutas suportam pH até 5,2 e as carpas até 5,4. Estes dois tipos de peixe morreriam nas condições do tanque. Como as piabas podem sobreviver até em pH = 4,5 , elas sobreviveriam.

Exemplo 2

(FUVEST) Ao tomar dois copos de água, uma pessoa diluiu seu suco gástrico (solução contendo ácido clorídrico), de pH = 1, de 50 para 500mL. Qual será o pH da solução resultante logo após a ingestão da água?

a) 0

b) 2

c) 4

d) 6

e) 10

  pH = 1

temos que através de [H₃O¹⁺] = 10^-pH

[H₃O¹⁺] = 10^-1 M

como a diluição foi de um volume de 50 para um de 500mL, a diminuição na concentração de H₃O¹⁺ foi de 10 vezes. A concentração caiu de 10^-1 M para 10^-2 M.

[H₃O¹⁺] = 10^-2 M

pH = - log [H₃O¹⁺]

pH = - log 10^-2

pH = - (-2) log 10

como log 10 = 1

pH = 2 e a alternativa correta é a b.

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